EQUILÍBRIO QUÍMICO

01) Um recipiente fechado de 1 litro contém NO_(g), O_2(g) e N_2(g) em equilíbrio, de acordo com a equação:

2NO_(g) <=> N_2(g) + O_2(g)

 Sabendo-se que, inicialmente, só havia NO, e que seu grau de dissociação vale 50%, qual o valor da constante de equilíbrio.

 Resolução: como não sabemos a concentração inicial de NO, assumimos o valor “X”.

 Lembrando que no equilíbrio teremos valores da concentração de reagentes que não reagiram e de produtos que se formaram.

 50% de “X” mols se dissocia, ou seja X/2 mols de NO vai desaparecer e seguindo a proporção da reação (2:1:1), vai formar X/4 de Nitrogênio e de Oxigênio que representa a metade.

                     2NO_(g)  <=>   1N_2(g) + 1O_2(g)

 Inicio:         X ................... 0 ........... 0

 Reação:    X/2 .............. X/4 ......... X/4

 Equilíbrio: X - X/2 ......... X/4 ......... X/4

 Kc = [O₂] . [N₂] / [NO]²

 Kc = (X/4) . (X/4) / (X – X/2)² = 1/4 = 0,25  02.  

 

 02) O iodo (I₂) pode ser utilizado para tratar e prevenir a deficiência desse elemento por meio de administração oral ou injeção intramuscular. Em um recipiente fechado, uma amostra gasosa do iodeto de hidrogênio (HI) se dissocia espontaneamente originando os gases, formadores desta substância, dentre eles o iodo, estabelecendo um equilíbrio químico descrito na equação a seguir.

2 HI_(g) <=> H_2(g)  +  I_2(g)

  Independentemente da quantidade inicial de HI colocada no recipiente, observa-se que cerca de 9% das moléculas se dissociam a 30^oC. 

Com base nas informações fornecidas, pode-se dizer que a constante de equilíbrio em termos de concentração (Kc) desta reação a 30^oC é:

a) 2,4 x 10^-1      b) 2,2 x 10^-2       c) 4,9 x 10^-2        d) 2,4 x 10^-3        e) 5,4 x 10^-4

Resolução: o cálculo da constante exige saber quanto de reagentes ainda tem e quanto de produtos foram formados, no equilíbrio.

 Vou usar a unidade mol, por que tem relação direta com o número de moléculas presentes na reação.

 1 mol = 6,02 x 10²³ moléculas

 Como o cálculo solicitado independe da quantidade inicial de HI, vamos supor que no início tínhamos 2 mols de HI conforme a equação.

 Cálculo de quantos mols de HI desapareceu ou dissociou durante o processo usando a porcentagem (9%)

2 mols ..............  100%

X mols .............. 9%

 X = 0,18mols de HI dissociou e conforme a proporção dos coeficientes (2:1:1) formou 0,09 mols de H₂ e 0,09 mols de I₂

                       2 HI_(g)  <=> H_2(g)   +   I_2(g)

Inicio:               2 .................... 0 ............... 0

Reação:         0,18 ................. 0,09 .......... 0,09

Equilíbrio:       0,92 ............... 0,09 .......... 0,09

Kc = [I₂] . [H₂] / [HI]²

Kc = [0,09] . [0,09] / [0,92]² 

Ka = 2,4 . 10^-3

 

03) Os gases poluentes do ar: tetróxido de dinitrogênio e dióxido de nitrogênio, encontram-se em equilíbrio, como indicado:

                           N₂O₄ <=> 2NO₂

 Em uma experiência, nas condições ambientais, introduziu-se 1,50 mol de N₂O₄ em um reator de 2,0 litros. 

Estabelecido o equilíbrio, a concentração de NO₂ foi de 0,06 mol/L. Qual o valor da constante Kc, em termos de concentração, desse equilíbrio?

Resolução: Inicialmente calcular a concentração de N₂O₄ em mol/litro

N₂O₄ = 1,50mol em 2 litros logo 0,75mol/litro

Sabemos que a concentração de NO₂ no equilíbrio é igual a 0,06mol/L, precisamos calcular a concentração de N₂O₄ no equilíbrio, aí poderemos calcular a constante de equilíbrio.

No início tínhamos 0,75mol/L de N₂O₄ e parte desta quantidade foi consumida para formar o NO₂.

Leitura da reação: um mol de N₂O₄ ao se decompor formará 2mols de NO₂ logo o que se forma de NO₂ sempre será o dobro do que se decompõe de N₂O₄.

Como no início da reação não existia NO₂ o que se formou foi 0,06mol/L que é o dobro do que se decompôs de N₂O₄.

Logo, houve decomposição de 0,03mol/L de N₂O₄.

O que não se decompôs será a concentração no equilíbrio

de N₂O₄ = 0,75 – 0,03 = 0,72mol/litro

RESUMINDO EM UMA TABELA TEREMOS:

                 N₂O₄ <=> 2NO₂

Inicio:       0,75 ................ 0

Reação: – 0,03 ............... +0,06 (esta etapa segue a proporção entre as substâncias na reação).

Equilíbrio: 0,72 ................ 0,06 

Kc = [N₂O₄] / [NO₂]² = 0,72 / (0,06)² 

Kc = 200

 

04) Atualmente o processo industrial utilizado para a fabricação de ácido sulfúrico é o chamado “processo de contato”. Nesse processo, o enxofre é queimado originando dióxido de enxofre. Este gás, juntamente com o oxigênio é introduzido num conversor catalítico, quando ocorre a reação de oxidação do dióxido de enxofre para trióxido de enxofre:

      Supondo que o espaço livre do conversor seja de 400 litros e nele estejam confinados 80 mols de dióxido de enxofre, 120 mols de gás oxigênio e 200 mols de trióxido de enxofre, em equilíbrio, sob dadas condições de pressão e temperatura, o valor da constante de equilíbrio para a reação acima representada é:

RESOLUÇÃO: inicialmente precisamos montar a equação da reação de oxidação do dióxido de enxofre descrita no texto.

 2SO_2(g) + O_2(g) <=> 2 SO_3(g)

 Como o sistema já alcançou o equilíbrio, basta a aplicação da fórmula da constante de equilíbrio (K_c).

CONSTANTE DE EQUÍLIBRIO: é uma relação matemática entre a multiplicação das concentrações dos produtos dividida pela multiplicação das concentrações dos reagentes, elevadas nos seus coeficientes e todas as concentrações em mols/litro.

OBS: quando reagentes e produtos são gasosos todas as concentrações entram no cálculo da constante de equilíbrio.

[SO₂] = 80 mols / 400 litros = 0,2 mols/l

 [O₂] = 120 mols / 400 litros = 0,3 mols/l

 [SO₃] = 200 mols / 400litros = 0,5 mols/l

 K_c = [SO₃]² / [SO₂]² . [O₂]

 K_c = (0,5)² / (0,2)² . (0,3) = 20,8

  

05) Na dissociação térmica do trióxido de enxofre, o equilíbrio é alcançado quando se acham presentes 15 mols de dióxido de enxofre, 10 mols de oxigênio e 10 mols de trióxido de enxofre, encerrados num recipiente de 5 litros de volume.

Qual é o valor da constante de equilíbrio da dissociação.

 CONSTANTE DE EQUÍLIBRIO: é uma relação matemática entre a multiplicação das concentrações dos produtos dividida pela multiplicação das concentrações dos reagentes, elevadas nos seus coeficientes e todas as concentrações em mols/litro.

 OBS: quando reagentes e produtos são gasosos todas as concentrações entram no cálculo da constante de equilíbro.

 Equação: 2 SO_3(g) <=> 2 SO_2(g) + 1 O_2(g)

 Como o sistema já alcançou o equilíbrio, basta a aplicação da fórmula da constante de equilíbrio (Kc).

 [SO₂] = 15 mols / 5 litros = 3 mols/l

 [O₂] = 10 mols / 5 litros = 2 mols/l

 [SO₃] = 10 mols / 5litros = 2 mols/l

 Kc = [SO₂]² . [O₂] / [SO₃]²

 Kc = (3)² . (2) / (2)² = 4,5

 

 06) 240 gramas de ácido acético são misturados com 138 gramas de álcool etílico em um recipiente de 1 litro, à temperatura de 25^oC; as duas substâncias reagem sem variação de volume e pressão resultando um equilíbrio. Quais as concentrações no equilíbrio das substâncias formadas se a constante de equilíbrio é igual a 4 nessa temperatura.

 RESOLUÇÃO

1. Cálculo da quantidade de mols existente em um litro de solução.

Ácido acético => CH₃COOH

Massa molar = (2 . 12) + (4 . 1) + (2 . 16) = 60g/mol

1mol ................ 60gramas
x mol ..............  240gramas

x = 4 mols

Concentração = 4 mols/litro

Álcool etílico => CH₃CH₂OH

Massa molar = (2 . 12) + (6 . 1) + (1 . 16) = 46g/mol

1mol ................ 46gramas
x mol ..............  138gramas

x = 3 mols

Concentração = 3 mols/litro

Feita a reação química calcular as quantidades de produtos formados no equilíbrio.

                   1C₂H₅OH + 1CH₃COOH <=> 1CH₃COOCH₃ + 1H₂O

Inicio:             3 ................. 4 ..................... 0 ............... 0

Reação:       - X .................. - X ................. + X ............ + X (segue a proporção da reação)

Equilíbrio: [3 - X]........... [4 - X]................... X ............... X

Kc = [ X ] . [ X ] / [3 - X] . [4 – X] = 4

Kc = [X]² / [3 - X] . [4 – X] = 4, matematicamente teremos:

3x² - 28x + 48 = 0, resolvendo teremos as seguintes raízes: 

x = 7, não pode ser, pois tem que ser menor que 3, a subtração não pode ser negativa.

x = 2,3 mols é a concentração de éster e de água, produtos da reação.

 

07) Num recipiente de volume constante igual a 1litro, inicialmente evacuado, foi introduzido 1mol de pentacloreto de fósforo gasoso puro. O recipiente foi mantido a 250^oC e no equilíbrio foi verificada a existência de 0,47mols de gás cloro. Qual o valor da constante de equilíbrio deste processo.

                   1PCl_5(g)  <=>   1PCl_3(g)  +   1Cl_2(g)

Inicio:          1mol  ............... 0   ..............  0

Reação:     -0,47mol ........ +0,47mol ..........+0,47mol  (segue a proporção da reação)

Equilíbrio:    0,53 mol ........ 0,47mol ........... 0,47mol  

Ke = [PCl_3(g)] . [Cl_2(g)] / [PCl_5(g)]

Ke = [0,47] . [0,47] / 0,53

Ke = 0,42

 

 08) Uma mistura de 2 mols de ácido acético e 5 mols de álcool etílico, na temperatura de 25^oC, ao atingir o equilíbrio, verificou-se que 88% do ácido havia sido esterificado. Calcular a constante de equilíbrio a 25^oC.

Resolução: no início tínhamos 2 mols de ácido, destes 2 mols reagiram 88%. 

Calculamos quanto corresponde 88% de 2 mols e depois descontamos da quantidade inicial.

2 ........... 100%
X ........... 88%

X = 1,76 mols de ácido reagiram, logo sobraram 3,24 mols ( 5 – 1,76 ).

Cálculo das quantidades de reagentes e de produtos no equilíbrio. 

        1C₂H₅OH_(l) +1CH₃COOH_(l) <=>1CH₃COOCH_3(l) +   1H₂O_(l)

Início:       5 ............... 2 ......................... 0 ..................... 0

Reação: –1,76 ........... –1,76 .................. +1,76 ........... +1,76 (segue a proporção da reação)

Equilíbrio: 3,24 ............ 0,24 .................. 1,76 .......... 1,76

K_c = [H₂O_(l)] . [CH₃COOCH_3(l)] / [CH₃COOH_(l)] . [C₂H₅OH_(l)]

K_c = 1,76 . 1.76 / 3,24 . 0,24

K_c = 4

 

09) Em um sistema químico isotérmico ocorre a reação genérica reversível:

      Logo 2 mols de A reagiram com 2 mols de B produzindo 2 mols de C e 2 mols de D, seguindo a proporção da reação.

1A +1B <=> 1C + 1D

            Partindo de 3 mols de A e de 3 mols de B, em um recipiente de um litro, verifica-se que, atingido o equilíbrio, a quantidade de A presente no sistema é de 1/3 da quantidade inicial. A constante de equilíbrio Kc para esse sistema é igual a:

Resolução: para calcular a constante precisamos saber quanto tem de reagentes e produtos no equilíbrio. Como a quantidade de A no equilíbrio é um terço da quantidade inicial (3 mols), será igual a 1 mol. Teremos a sobra de um mol de A, mostrando que dos 3 mols reagiram 2 mols.

Síntetizando o pensamento anterior.

               1 A + 1 B <=> 1 C + 1 D

Inicio:        3 ......... 3 ............ 0 ............ 0

Reação:   -2 ....... -2 .......... +2 .......... +2 ( segue a proporção da reação)

Equilíbrio: 1 ......... 1 ............ 2 ............ 2

Kc = [C] x [D] / [A] . [B] = (2 . 2) / (1 . 1) = 4

 

 10) Calcular a concentração de íons hidrogênio (H¹⁺)no equilíbrio de uma solução aquosa 0,125mol/L de ácido clorídrico, sabendo-se que está 80% ionizada.

Lembrando que no equilíbrio teremos valores da concentração de reagentes que não se ionizaram e de produtos que são os reagentes ionizados.

Resolução:       1 HCl_(aq)      <=>     1 H¹⁺_(aq)    +    1 Cl^1-_(aq)

Inicio:                0,125 ...................... 0 ..................... 0

Ionização:    - (0,8 . 0,125) .... + (0,8 . 0,125) .... + (0,8 . 0,125)

Equilíbrio:       (0,125 - 0,1)............... 0,1 ................. 0,1

Teremos 0,8 x 0,125 mol/litro ou 0,1 mol/L de íons hidrogênio.

Logo 2 mols de A reagiram com 2 mols de B produzindo 2 mols de C e 2 mols de D, seguindo a proporção da reação.

No equilíbrio sobrará 1 mol de A e B e formará 2 mols de C e D.

 

 

 11) Calcular a concentração de uma solução de ácido acético que esta 2% ionizada. A constante ácida é igual a  1,8 x 10^-5 a 25^oC.

A equação de ionização é:

1CH₃COOH_(l)  <=>  1CH₃COO^1-_(aq)   +   1H¹⁺_(aq)

Ka = [CH₃COO^1-] . [H¹⁺] / [CH₃COOH]

Leitura percentual: 0,2% significa que em cada 100 mols do ácido apenas 0,2 mols se ionizarão, ou seja 99,8mols serão moléculas não ionizadas.

Objetivo é calcular a concentração de ácido acético na solução, vamos considera-lá com valor igual a “x”.

[CH₃COOH] = x

[CH₃COO^1-] = [H¹⁺] = 0,2x / 100 = 0,002x

Substituíndo na fórmula da constante de equilíbrio teremos.

1,8x10^-5 = [0,002x] . [0,002x] / [x]

x = 4,5

 

  

12) Na temperatura de 800^oC e sob pressão total de 1 atmosfera existe dióxido de carbono na concentração de 1%, no equilíbrio:

                            CO_2(g)  +  C_(s) <=> 2 CO_(g)

Qual a composição da mistura à mesma temperatura e sob pressão de 10 atmosferas?

Leitura percentual: 1% de gás carbônico significa que na mistura de cada 100 partes uma é do gás, ou seja 0,01atmosfera em 1atmosfera é a pressão parcial do gás carbônico( CO₂), logo 0,99atmosferas será do outro gás o monóxido de carbono (CO).

A pressão do carbono é desprezível por ser sólido, logo não entra no cálculo da constante.

Kp = (pCO)² / pCO₂ = (0,99)² / 0,01 = 98

Calculamos a constante de equilíbrio pois não vai mudar se alterarmos a pressão do sistema e assim poderemos calcular as novas quantidades de gás nesta nova pressão.

 Seja “x” a pressão parcial do CO sob pressão total de 10 atmosferas.

   A pressão parcial do dióxido de carbono será 10 - x

Logo Kp = (pCO)² / pCO₂

98 = (x)² / (10 - x)

x = 9,1

Pressão parcial do CO_(g) = 9,1 ou 91%

Pressão parcial do CO_2(g) = 10 - 9,1 = 0,9 ou 9%

O aumento da pressão sobre o sistema acarretou aumento na concentração de CO_2(g) e diminuição na de CO, ou seja o equilíbrio foi deslocado para a esquerda.

 

13) Um sistema é constituído inicialmente por 4 mols de ácido acético, 3 mols de álcool etílico, 2 mols de acetato de etila e 1 mol de água. Sendo 4 a constante de equilíbrio do sistema. Qual será o número de mols de cada componente quando este atingir o estado de equilíbrio.

           1C₂H5OH  +  1CH₃COOH <=> 1CH₃COOCH₃  +  1H₂O

Inicio:          3 ................ 4 ..................... 2 ....................... 1

Reação:     - X .............. - X ................. + X ..................... + X (segue a proporção da reação)

Equilíbrio: [3 - X]........... [4 - X].............. 2 + X ......... 1 + X

Kc = [2 + X] . [1 + X] / [3 - X] . [4 – X] = 4

Efetuando teremos: 3x2 - 31x + 46 = 0

Resolvendo a equação de segundo grau, encontramos: 8,5 e 1,8.

Para satisfazer ao problema, “x” tem que ser menor que 4, pois a quantidade não pode ser negativa, logo a raiz 1,8 é a que satisfaz.

Portanto o número de mols de cada componente, no equilíbrio é:Resolvendo a equação de segundo grau, encontramos: 8,5 e 1,8.

Para satisfazer ao problema, “x” tem que ser menor que 4, pois a quantidade não pode ser negativa, logo a raiz 1,8 é a que satisfaz.

Portanto o número de mols de cada componente, no equilíbrio é:

Álcool etílico: 3 - x = 3 - 1,8 = 1,2 mol

Ácido acético: 4 - x = 4 - 1,8 = 2,2 mol

Acetato de Etila: 2 + x = 2 + 1,8 = 3,8mols

Água: 1 + x = 1 + 1,8 = 2,8mols

 

14) Calcular a concentração de íons hidróxido (OH^1-) em uma solução 0,1molar de hidróxido de amônio. A constante de ionização do hidróxido de amônio é 1,8 x 10^-5.

Equação de dissociação da base: NH₄OH <=> NH₄¹⁺ + OH^1-

Leitura molar: 1 mol de hidróxido de amônio pode se dissociar em um mol de cátions amônio e um mol de ânions hidróxido.

K = [NH₄¹⁺] . [OH^1-] / [NH₄OH]

1,8 x 10^-5 = [NH₄¹⁺] . [OH^1-] / 0,1

Como a quantidade, em mols, de cátions amônio e ânions hidróxido separados é a mesma podemos representar por “X”.

1,8 x 10^-5 = [X] . [X] / 0,1

X² =  1,8 . 10^-6

X = 1,3 . 10^-3 mols/litro 

Logo a concentração de íons hidróxido é igual a 1,3 .10^-3 mols/litro

 

 

15) Quantos mols do éster são formados no equilíbrio quando 3 mols de álcool são misturados com 1 mol de ácido?

Dado: constante de equilíbrio igual a 4

Resolução:

Seja “x” igual ao número de mols de álcool que reagem.

                 C₂H₅OH_(l) + CH₃COOH_(l)<=> CH₃COOCH_3(l)+ H₂O_(l)

Inicio:           3 .................. 1 ......................... 0 .................. 0

Reação:      - x ................ - x ........................ +x ................ +x

Equilíbrio:     [3 - x ]....... [1 - x]........................ x .................. x

Kc = [X] x [X] / [3-X] x [ 1 – X ] = 4

Kc = [X]² / [3 - X] . [1 - X] = 4

Resolvendo:

x² = 4 (3 – 4x + x²)

3x² – 16x + 12 = 0, usando a fórmula de Baskara

X = 4,4 ou 0,9

Das duas raízes para a equação, somente uma tem sentido físico. A raiz significativa é, em geral, escolhida facilmente. Neste problema, partimos de 3 mols de álcool e 1 mol de ácido. A equação da reação mostra que não se pode formar mais do que 1 mol de éster, mesmo usando todo o ácido. Portanto, a raiz significativa é 0,9. Consequentemente, 0,9 mols de éster são formados no equilíbrio.

No equilíbrio teremos:

Álcool => 3 – 0,9 = 2,1 mols

Ácido => 1 – 0,9 = 0,1 mol

Éster => 0,9 mol

Água => 0,9 mol

 

 

16) Quando 1 mol de álcool etílico puro é misturado com 1 mol de ácido acético, à temperatura ambiente, a mistura em equilíbrio contém 2/3 de mols de éster e 2/3 de mols de água. Na temperatura da reação, todas as substâncias são liquidas.

Qual é ao valor da constante de equilíbrio.

Reação: 1C₂H₅OH + 1CH₃COOH <=> 1CH₃COOCH₃ + 1H₂O

Pela proporção da reação podemos concluir que para formar 2/3 de mol de éster e água foram necessários 2/3 de álcool e 2/3 de ácido, pois a proporção da reação é de 1:1:1:1

No início tínhamos 1 mol de álcool, deste mol reagiram 2/3 e sobrou 1/3 que não reagiu, o mesmo para 
o ácido, logo no equilíbrio teremos 1/3 de mol de álcool e ácido e 2/3 de mol do éster e de água.

K_c = [CH₃COOCH₃] . [H₂O] / C₂H₅OH] . [CH₃COOH]

K_c = [2/3 . 2/3] / [1/3 . 1/3] = 4

  

 

17) Quando 0,050mol de um ácido HA foi dissolvido em quantidade de água suficiente para obter 1,00 litro de solução, constatou-se que a concentração de íons hidrônio no equilíbrio era igual a 1x10^-2 mol/L.

Qual o valor da constante de ionização do ácido?

Resolução: o cálculo da constante exige saber quanto de reagentes ainda tem e quanto de produtos (íons) foram formados, no equilíbrio.

                      1HA_(aq) <=> 1H₃O⁺¹_(aq) + 1A^-1_(aq)

Inicio:            5x10^-2 ............ 0 ............... 0

Reação:        -1x10^-2 ........ +1x10^-2 ........ +1x10^-2

Equilíbrio:       4x10^-2 .......... 1x10^-2 .......... 1x10^-2

Ka = [A^1-] x [H₃O¹⁺] / [HA]

Ka = [1x10^-2] x [1x10^-2] / 4x10^-2 

Ka = 2,5x10^-3

 

 

 18) Dada amostra de vinagre foi diluída com água até se obter uma solução de pH = 3. Nessa solução a concentração, em mols/litro, de CH₃COOH é igual a:

Dado: valor numérico da constante de ionização do ácido igual a 1,8 x 10^-5.

 A constante de ionização faz a relação entre as quantidades de CH₃COOH que se ionizará e as quantidades de CH₃COO^1- e H¹⁺ formadas, baseada na equação de ionização do ácido abaixo.

 1CH₃COOH_(aq) <=> 1CH₃COO^1-_(aq) + 1[H¹⁺]_(aq)

 Ki = [CH₃COO^1-] . [H¹⁺] / [CH₃COOH]

 Poderemos calcular a quantidade de íons hidrogênio (H¹⁺) pelo valor do pH e pela equação a proporção entre os íons hidrogênio e os íons acetato (CH₃COO^1-) é de 1:1, logo suas concentrações serão iguais.

 pH=3 => [H¹⁺] = 10^-pH mol/L = 10^-3 mol/L

 [CH₃COO^1-] = [H¹⁺] = 10^-3 mol/L

 Usando este valor na constante de ionização acharemos a concentração da solução aquosa de ácido acético (CH₃COOH).

 Ki = [CH₃COO^1-] . [H¹⁺] / [CH₃COOH]

 1,8x10^-5 = [10^-3] . [10^-3] / [CH₃COOH]

 [CH₃COOH] = 5,5 . 10^-2mol/litro

 

 19) Calcular a concentração de íon hidróxido (OH^1-), em mols por litro, numa solução 0,5mol/L de hidróxido de amônio. A constante básica para o hidróxido de amônio é 1,8x10^-4.

Fórmula do hidróxido de amônio: NH₄OH, que em solução aquosa se dissocia conforme a equação.

           1NH₄OH_(aq) <=> 1NH₄¹⁺_(aq)  +  1OH^1-_(aq)

Kb = [NH₄¹⁺] . [OH^1-] / [NH₄OH]

1,8x10^-4 = [NH₄¹⁺] . [OH^1-] / 0,5

[NH₄¹⁺] . [OH^1-] = 9 . 10^-6

Como a equação de ionização mostra que a proporção entre os íons é de 1:1, poderemos dizer que "x" mols de cátion amônio esta para "x" mols de ânions hidróxido, logo as quantidades serão iguais.

x . x = 9 . 10^-6

x² = 9 . 10^-6

x = 3 . 10^-3 mols/litro de íons hidróxido.

 

20) Quando 46 gramas de iodo são aquecidos com 1 grama de hidrogênio para formar o gás Iodídrico, atinge-se o equilíbrio na temperatura de 450 ⁰C, restando ainda 1,9 gramas de iodo. Calcular a constante de equilíbrio.

Inicialmente precisamos saber a quantidade em mols de cada substância do equilíbrio.

Iodo (I₂) = (2 . 127)gramas = 254 gramas por mol

1mol .............. 254g
X mols ........... 46g

X = 0,1811mols

Hidrogênio (H₂) = (2x1) gramas = 1 grama por mol    

1mol .............. 2g
X mols ........... 1g

X = 0,5mols

Iodo restante após atingido o equilíbrio.

1mol .............. 254g
X mols ........... 1,9g

X = 0,0075mols

                     1H₂       +         1I₂     <=>    2 HI

Inicio:        0,5mol ........... 0,1811mol ............... 0

Reação:    - 0,1736 .......... - 0,1736 .............. + 0,3472

Equilíbrio:    0,3264........ 0,0075mol.............. 0,3472

Kc = [0,3472}2 / [0,3264] . [0,0075]

Kc = 49

 

 21) Calcular a concentração, em mols por litro, de cátions hidrogênio (H¹⁺) numa solução 0,5mol/litro de ácido acético. A constante de ionização para o ácido é 1,8.10^-5.

Fórmula do ácido acético (etanóico) => CH₃COOH

Equação de ionização do ácido acético em solução aquosa.

1CH₃COOH(aq) <=> 1CH₃COO^1-_(aq) +  1H¹⁺(aq)

Constante ácida de ionização.

Ka = [CH₃COO^1-] . [H¹⁺] / [CH₃COOH]

1,8 . 10^-5 = [CH₃COO^1-] . [H¹⁺] / 0,5

Como a quantidade de ânions acetato [CH₃COO^1-] e cátions hidrogênio [H¹⁺] é a mesma, observe a equação de ionização do ácido a proporção é de 1:1.

Considerando a concentração de cátions hidrogênio igual a "x" a de ânions acetato também será "x", substituindo na fórmula da constante ácida teremos.

1,8 . 10^-5 = [x] . [x] / 0,5

x² = 0,9 .  10^-5

x = 3 . 10^-3 mol/litro é a concentração de cátions hidrogênio e ânions acetato na solução aquosa.

 

22) A constante de ionização para uma solução aquosa 0,1 mol/litro de ácido nitroso é 5 .10^-4. Calcular o grau de ionização.

Grau de ionização é o quociente entre a quantidade, em mols, de moléculas ionizadas pela quantidade , em mols, de moléculas dissolvidas na água.

Constante de ionização é o quociente entre o produto das quantidades, em mol/litro, de íons existentes na solução aquosa elevados nos seus coeficiente estequiométricos, sobre a quantidade, em mols/litro, de moléculas do ácido dissolvidas na água elevado no seu coeficiente..

Equação de ionização do ácido => 1HNO_2(aq) <=> 1H¹⁺_(aq)  +  1NO₂^1-_(aq)

Constante ácida de ionização => Ka = [H¹⁺]¹. [NO₂^1-]¹ / [HNO₂]¹

5 . 10^-4 = [H¹⁺]¹ . [NO₂^1-]¹ / 0,1

Na solução aquosa ácida a quantidade de cátions hidrogênio e ânions nitrosos é a mesma (veja a proporção é de 1:1), logo poderemos atribuir o valor "x" para cada um deles.

 

5 . 10^-4 = x . x / 0,1

x² = 0,5 . 10^-4 

x = 0,7 .  10^-2

x = 0,007 é a quantidade, em mols/litro, de íons hidrogênio, ou seja de 0,1 mol/litro do ácido, apenas 0,007mols/litro se ionizaram.

0,1mol/litro ................... 100%
0,007mol/litro ..............  x %

x% = 7% é o grau de ionização do ácido nitroso em solução aquosa.

 

 

23) Calcular a constante de ionização para uma solução 0,1 mol/litro de ácido cianídrico que esta 0,01% ionizado.

Equação de ionização do ácido: 1HCN_(aq) <=> 1H¹⁺_(aq)  + 1CN^1-_(aq)

Constante de ionização ácida = Ka = [H¹⁺]¹. [CN^1-]¹ / [HCN]¹

Observando na equação de ionização ácida a quantidade, em mols, de cátions hidrogênio e ânions cianeto é igual, logo poderemos calcular esta quantidade que é igual a 0,01% da concentração total de ácido.

Se a ionização fosse total (100%) a quantidade seria igual a 0,1mol/litro, mas não é, então calculando: 

0,1mol/litro .................. 100%
x mol/litro .................... 0,01%

x = 1 . 10^-5 mol/litro é a concentração de cátions hidrogênio e ânions cianeto na solução, substituindo na fórmula da constante teremos:

Ka = [1 . 10^-5] . [1 . 10^-5] / 0,1

Ka = 1 . 10^-9

 

 

 

24) O uso de pequenas quantidades de íons fluoreto à água potável diminui sensivelmente a incidência de cáries dentárias. Normalmente adiciona-se um sal solúvel de flúor, de modo que se tenha uma parte por milhão(1ppm) de íons fluoreto, o que equivale a uma concentração de 5.10^-5 mols por litro de água, já que esta solução é muito diluída.

Calcule a concentração máxima de cátions cálcio que pode estar presente nesta água sem que ocorra a precipitação do fluoreto de cálcio.

Dado: Ks = 1,5 . 10^-10

Ks é a constante de equilíbrio de dissolução ou também chamado produto de solubilidade e é calculada para soluções muito diluídas de sais pouco solúveis.

Equação de dissolução do sal:

CaF_2(s) <=> 1Ca²⁺_(aq) +  2F^1-_(aq)

Ks = [Ca²⁺]¹ . [F^1-]²

Obs: CaF₂ não entra no cálculo da constante de equilíbrio de dissolução por ser um sal sólido muito pouco solúvel.

1,5 . 10^-10 = [Ca²⁺]¹ . [5.10^-5]²

[Ca²⁺] = 0,06 mol/litro

 

 

25) Uma solução saturada de fluoreto de bário, em água pura, a 25^oC, tem concentração do íons fluoreto igual a 1,52.10^-2 mol/litro. Qual o produto de solubilidade do fluoreto de bário?

Equação de dissociação do fluoreto de bário

1BaF_2(s) <=> 1Ba²⁺(aq)  +  2F^1-(aq)

Leitura molar: cada mol de fluoreto de bário se dissocia em 1 mol de cátions bário e 2 mols de ânions fluoreto, logo se formou 1,52 . 10^-2 mols de ânions fluoreto a concentração dos cátions bário será a metade.

 [Ba²⁺] = 0,76 . 10^-2 mol/litro

Produto de solubilidade é a constante de equilíbrio de dissociação do sal na água

Ks = [Ba²⁺] . [F^1-]²

Ks = [0,76 . 10^-2 ] . [1,52 . 10^-2]²

Ks = 1,76 . 10^-6